高一下学期化学人教版必修2教案 第一章第2节2

高一下学期化学人教版必修2教案 第一章第2节2

‎ www.ks5u.com 第二节《元素周期律》教学设计 教学过程 第一课时 ‎ 我们已学习了元素周期表的结构，那么这张表又有何意义呢？我们能否从其中总结出元素的某些性质规律，以方便我们应用，解决新的问题呢？这就是我们本节课所要研究的内容。‎ 第二节 元素周期律 元素的性质是由组成该元素的原子结构决定的，因此我们讨论性质之前，必须先来熟悉一下原子的结构。‎ 电子层模型示意图及原子结构示意图：‎ ‎ 原子是由原子核外电子构成的，原子核相对于原子很小，即在原子内部，原子核外，有一个偌大的空间供电子运动。如果核工业外只有一个电子， 运动情况比较简单。对于多电子原子来讲，电子运动时是否会在原子内打架呢？它们有没有一定规律？下面我们就来学习有关知识。‎ 一、原子核外电子的排布 科学研究证明，电子的能量是不相同的，它们分别在能量不同区域内运动，我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层，分别用N=1、2、3、4、5、7来表示从内到外的电子层，并分别用符号K、L、M、N、O、P、Q、来表示。‎ ‎1。电子层的划分 电子层 1 2 3 4 n 电子层符号 K L M N ……‎ 离核距离 近 远 电子的能量 低 高 最多能容纳的电子数 2 8 18 32 2n2‎ 由于原子中的电子是处于原子核的引力场中，电子总是尽可能的从内层排起。当一层充满后再填充下一层。那么，每个电子层最多可以排布多少个电子呢？核外电子的分层排布，有没有可以遵循的规律呢？‎ 下面请大家分析课本13~14页表1-2，根据原子光谱和理论分析得出的核电荷数为1-20的元素原子核外电子层排布，看能不能总结出某些规律。‎ 分析、思索、交流、归纳 ‎2。核外电子的排布规律 ‎（1）各电子层最多容纳的电子数是2n2 (n表示电子层)‎ ‎（2）最外层电子数不超过8个（K层是最外时，最多不超过2个）；次外层电子数目不超过18个，倒数第三层不超过32个。‎ ‎（3）核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层排布，（即排满K层再排L层，排满L层才排M层）。‎ 以上规律是相互联系的，不能孤立地机械套用。知道了原子的核电荷 数和电子层的排布规律以后， 我们就可以画出原子结构示意图。‎ 如钠原子的结构示意思可表示为 ，请大家说出各部分所表示的含义。‎ 圆圈表示原子核，+11表示核电荷数，弧线上的数字表示该层电子数。‎ 判断下列示意图是否正确？为什么？‎ ‎（A、B、C、D均错）A、B违反了最外层电子数为8的排布规律，C的第一电子层上应为2个电子，D项不符合次外层电子数不超过18的排布规律。‎ 根据核外电子排布规律，画出下列元素原子的结构示意图。‎ ‎（1）3Li 11Na 19K 37Rb 55Cs ‎ (2) 9V 17Cl 35Br 53I ‎ (3) 2He 10Ne 18Ar 36Kr 54Xe 请大家分析稀有气体元素原子电子层排布，稀有气体的最外层电子数有什么特点？‎ 除氧为2个久，其余均为8个 元素的化学性质主要决定于哪层电子？稀有气体原名为惰性气体，为什么？‎ 主要决定于最外层外层电子数。因为它们的化学性质懒惰，不活泼，一般不易和其他物质发学生化学反应。‎ 我们把以上分析归纳起来，会得出来什么结论呢？‎ 原子最外层电子数为8结构的原子，不易起化学反应。‎ ‎3。原子结构与元素性质的关系 通常，我们把最外层8个电子（只有K层时为2个电子）的结构，称为相对稳定结构。一般不与其他物质发学生化学反应。当元素原子的最外层电子数小于8（K层小于2）时，是不稳定结构。在化学反就中，具有稳定结构的原子， 总是“想方设法”通过各种方式使自己的结构趋于稳定结构。‎ ‎※元素的主要化学性质——决定于最外层电子数 ‎※稳定结构是——最外层8个电子（只有K层时为2个电子）的结构 ‎※金属元素的原子归外层电子数一般少于4个——容易失去电子达到相对稳定结构 ‎※非金属元素的最外层一般多于4个电子——易得到电子而达到8个电子的相对稳定结构 原子行到或失去电子后的阴阳离子也可用结构示意图来表示。‎ ‎（1）写出下列离子的离子结构示意图Mg2+ F- Br- Ca2+‎ 本节课我们重点学习了原子核外电子的排布规律，知道了多电子原子中的电子排布并不是杂乱无章的，而是遵循一定规律排布的。‎ 第二课时 ‎【引入】上节课我们已经知道了元素原子的电子层排布和化合价都呈周期性变化。元素的金属性和非金属性是元素的重要性质，它们是否也随原子序数的递增而呈现周期性变化呢？这节课，我们就以第三周期为例，通过化学实验来判断元素的金属性强弱。 ‎ 元素的金属性、非金属性强弱判断依据。‎ 性质 强弱判断依据 金属性 ‎1、 ‎ ‎2、‎ 非金属性 ‎1、‎ ‎2、‎ ‎3、‎ 从金属性和非金属性强弱的判断依据里，我们来设计实验探究第三周期元素的金属性和非金属性强弱。‎ ‎（三）元素周期律 ‎1、第三周期元素性质变化规律 Mg、Al和水的反应：分别取一小段镁带、铝条，用砂纸去掉表面的氧化膜，放入两支小试管中，加入2~3 ml水，并滴入两滴酚酞溶液。观察现象。‎ 过一会儿，分别用酒精灯给两试管加热至沸腾，并移开酒精灯，再观察现象。‎ Na Mg Al 与冷水反应 现象 化学方程式 与沸水反应 现象 Mg带表面有气泡；Mg带表面变红 化学方程式 Mg + 2H2O＝Mg(OH)2↓+ H2↑‎ 结论 Na与冷水剧烈反应，Mg只能与沸水反应，Al与水不反应 最高价氧化物对应的水化物碱性强弱 NaOH Mg(OH)2‎ 中强碱 Al(OH)3‎ Mg、Al与稀盐酸反应比较 Mg Al 现象 反应迅速，放出大量的H2‎ 反应方程式 结论 Mg、Al都很容易与稀盐酸反应，放出H2，但Mg比Al更剧烈 Na、Mg、Al与水反应越来不越剧烈，对应氧化物水化物的碱性越来越弱，金属性逐渐减弱。‎ 我们再研究第三周期的非金属Si、P、S、Cl的非金属性的强弱。‎ Si P S Cl 单质与氢气反应的条件 高温 磷蒸气与氢气能反应 加热 光照或点燃时发生爆炸而化合 最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）酸性强弱 H2SiO3‎ 弱酸 H3PO4‎ 中强酸 H2SO4‎ 强酸 HClO4‎ 强酸（比H2SO4酸性强）‎ 结论 第三周期的非金属Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强 第三周期元素Na Mg Al Si P S Cl，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。‎ ‎ 如果我们对其他元素也进行同样的研究，也会得出类似的结论：元素的金属性和非金属性随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。‎ ‎2、同周期元素性质递变规律 从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。‎ 写出1—18号元素的原子结构示意图，体会元素性质和原子结构的关系。‎ 原子结构周期性变化（核外电子排布、原子半径）决定元素性质周期性变化（元素的化合价、元素的金属性、元素的非金属性）可归纳出元素周期律 3、元素周期律 ‎（1）定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化，这条规律叫做元素周期律。‎ ‎（2）实质：原子核外电子排布的规律性变化。‎ 练习 ‎1．X、Y、Z三种元素的原子具有相同的电子层数，而Y的核电荷数比X大2，Z的质子数比Y多4，1摩尔X的单质跟足量的酸起反应能置换出1克氢气，这时X转为具有氖原子相同的电子层结构的离子，根据上述条件推测：(1)X        Y        Z          ；(2)X、Y最高价氧化物对应水化物跟的气态氢化物的水溶液反应的离子方程式分别为 ‎① ，② 。 ‎ ‎2．依据元素周期表及元素周期律，下列推断正确的是（      ）‎ ‎ A．H3BO3的酸性比H2CO3的强 ‎  B．Mg(OH)2的碱性比Be(OH)2的强 ‎ C．HCl、HBr、HI的热稳定性依次增强 ‎ D．若M＋和R2－的核外电子层结构相同，则原子序数：R＞M 第三课时 ‎【引入】元素周期表、元素周期律是一种重要的结构理论，它的重要性体现在什么地方呢？这就是我们这节课要学习的内容。‎ ‎【板书】 三、元素周期表、元素周期律的应用 ‎【讲述】元素在周期表中的位置（简称“位”）反映了元素的原子结构（简称“构”），而元素的原子结构，则决定、影响元素的性质（简称“性”）。因此，我们只要知道三种量（“位、构、性”）中的一种，即可推出另外2种量。‎ ‎【设问】 请根据学过的碱金属元素(ⅠA)，卤族元素(ⅦA)的性质递变规律思考：‎ ‎1、哪种元素的金属性最强？（不包括放射性元素）位于周期表中什么位置？‎ ‎2、哪种元素的非金属性最强？位于周期表中什么位置?‎ ‎【分析】‎ ‎【板书】 1、元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系 ‎【反馈练习】 X、Y是元素周期表中的两种元素。下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是 （ ）‎ A、 X原子的电子层比Y原子的电子层数多 B、 X的氢化物的沸点比Y的氢化物的沸点低 C、 X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定 D、 Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来 ‎【分析】‎ ‎【过渡】我们已经知道化合价是元素的重要性质，前面也学习了同周期元素化合价随原子序数的递增而呈周期性变化的规律。那么，化合价与元素在周期表中所处的位置有什么关系呢？‎ ‎【板书】2、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系 ‎【设问】 1、标出下列有下划线元素的化合价：NaCl MgCl2 AlCl3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4‎ ‎2、总结最高正化合价与什么有直接关系？‎ ‎【分析】‎ ‎【板书】（1）主族元素最高正化合价＝族序数＝最外层电子数＝价电子数 ‎【知识拓展】 1、价电子数：‎ 2、 上述规律只对主族元素成立，不适用于副族元素、零族元素。‎ ‎【过渡】 写出下列化合物中有下划线元素的化合价：Na2CO3与CH4 H2SO4与H2S HCl与HClO4 分析最高正化合价与最低负化合价的关系，并解释其原因。‎ ‎【分析】‎ ‎【板书】（2）非金属元素，最高正化合价与最低负化合价绝对值之和等于8。‎ ‎【反馈练习】 某元素X的最高价氧化物对应水化物的化学式为HXO4，则其气态氢化物的化学式为： ；‎ ‎ 若其水溶液呈现酸性，且能与AgNO3溶液反应生成白色沉淀，则它在元素周期表中的位置是： 。‎ ‎【分析】‎ ‎【过渡】通过前面的学习，我们已经感觉到元素周期律、元素周期表的重要性，那么，它在实际应用中有哪些用途呢？（看书自学）‎ ‎【板书】3、元素周期律、元素周期表的应用 ‎1、预测未知物的位置与性质 ‎【反馈练习】Ra（镭）是原子序数最大的第ⅡA族元素，下列说法不正确的是（ ）‎ A、原子半径是第ⅡA族中最大的 ‎ B、遇冷水能剧烈反应 ‎ C、位于第七周期 D、Ra(OH)2是两性氢氧化物 ‎ 2、寻找所需物质 在 能找到制造半导体材料，如 ；‎ 在 能找到制造农药的材料，如 ；‎ 在 能找到作催化剂，耐高温，耐腐蚀的合金材料。 ‎ ‎【布置作业P18】 T6 T7‎